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OXIDACIÓN-REDUCCIÓN Fernando Carrillo Área de Química Inorgánica UCLM.

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1 OXIDACIÓN-REDUCCIÓN Fernando Carrillo Área de Química Inorgánica UCLM

2 TRANSFERENCIA DE ELECTRONES ENTRE ESPECIES QUÍMICAS No existen electrones libres Reductor: cede electronesse oxida Oxidante: acepta electronesse reduce TRANSFERENCIA DE ELECTRONES ENTRE ESPECIES QUÍMICAS No existen electrones libres Reductor: cede electronesse oxida Oxidante: acepta electronesse reduce OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

3 TABLAS DE POTENCIALES Recogen semirreacciones redox Reacción redox: combinación de semirreacciones de oxidación y reducción (de manera formal) Recogen semirreacciones redox Reacción redox: combinación de semirreacciones de oxidación y reducción (de manera formal) 2H + (aq) + 2e-H 2 (g)REDUCCIÓN Zn(s)Zn 2+ (aq) + 2e-OXIDACIÓN Zn(s) + 2H + (aq)Zn 2+ (aq) + H 2 (g)REDOX e.o. Ie.o. 0 e.o. IIe.o. 0 Par redox: H + /H 2 Zn 2+ /Zn forma ox./ forma red.

4 CONVENIO: SE TABULAN SEMIRREACCIONES DE REDUCCIÓN, DE TAL FORMA QUE UNA REACCIÓN REDOX SE PUEDE EXPRESAR COMO LA DIFERENCIA DE DOS SEMIRREACCIONES DE REDUCCIÓN, DESPUÉS DE IGUALAR EL NÚMERO DE ELECTRONES INTERCAMBIADOS CONVENIO: SE TABULAN SEMIRREACCIONES DE REDUCCIÓN, DE TAL FORMA QUE UNA REACCIÓN REDOX SE PUEDE EXPRESAR COMO LA DIFERENCIA DE DOS SEMIRREACCIONES DE REDUCCIÓN, DESPUÉS DE IGUALAR EL NÚMERO DE ELECTRONES INTERCAMBIADOS TABLAS DE POTENCIALES 2H + (aq) + 2e-H 2 (g) Zn 2+ (aq) + 2e- Zn(s) Zn(s) + 2H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2 (g)REDOX -

5 TABLAS DE POTENCIALES EN TÉRMINOS DE G o Ox1 + ne-Red1 G o 1 - Ox2 + ne-Red2 G o 2 Ox1 + Red2Red1 + Ox2 G o T= G o 1 - G o 2 EN TÉRMINOS DE G o Ox1 + ne-Red1 G o 1 - Ox2 + ne-Red2 G o 2 Ox1 + Red2Red1 + Ox2 G o T= G o 1 - G o 2

6 TABLAS DE POTENCIALES POR CONVENIO 2H + (aq) + 2e-H 2 (g) G o = 0 p(H 2 )= 1 atmpH = 0 (1M) Por la relación con esta semirreacción (electrodo de hidrógeno) se mide el resto. POR CONVENIO 2H + (aq) + 2e-H 2 (g) G o = 0 p(H 2 )= 1 atmpH = 0 (1M) Por la relación con esta semirreacción (electrodo de hidrógeno) se mide el resto.

7 TABLAS DE POTENCIALES

8 2H + (aq) + 2e-H 2 (g)E o = 0 V a cualquier T - Zn 2+ (aq) + 2e- Zn(s) E o =-0.76V a 25ºC Zn(s) + 2H + (aq)Zn 2+ (aq) + H 2 (g) E o = 0 – (-0.76)= 0.76V G o =-nFE o G o >0 ESPONTÁNEA SE TABULAN SEMIRREACCIONES DE REDUCCIÓN CON SUS POTENCIALES DE REDUCCIÓN.

9 TABLAS DE POTENCIALES Li + |LiLi + e - = Li -3,045 K + |KK + + e - = K -2,925 Na + |NaNa + + e - = Na -2,714 Al 3+ |AlAl e - = Al -1,662 Zn 2+ |ZnZn e - = Zn -0,763 Fe 2+ |Fe Fe e - = Fe -0,44 H + |H 2 2H + + 2e - = H 2 0,000 Cu 2+ |Cu Cu e - = Cu +0,336 O 2 |H 2 O O 2 + 4H + + 4e - = 2H 2 O +1,23 Cr 2 O 7 2- | Cr 3+ Cr 2 O H + + 6e - = 2Cr H 2 O +1,333 MnO 4 -, H + | Mn 2+ MnO H + + 5e - = Mn H 2 O +1,507 F - | F 2 F 2 + 2e - = 2F - +3,05 + oxidantes que H + + reductores que H 2

10 ECUACIÓN DE NERNST 1920 E= E o -ln RT nF [Red A ] a.[Ox B ] b [Ox A ] a.[Red B ] b a Ox A + b Red B a Red A + b Ox B Q E = 0equilibrio T= 25ºC E o = ln Keq RT nF E= E o - logQ n

11 DIAGRAMAS DE LATIMER Cl VII a Cl V E = V Existe otro para pH básico, con diferentes potenciales

12 DIAGRAMAS DE LATIMER DE FORMA GENERAL LA ECUACIÓN QUEDA ASÍ Calculo de potenciales de reducción para especies no adyacentes del Diagrama de Latimer Consideremos la semirreacción para ir de Cl(+1) a Cl(0): Y la semirreacción para ir de Cl(0) a Cl(-1): El potencial de la semirreacción 1 es: E 1 = V Y el potencial de la semirreacción 2 es: E 2 = V Entonces, la energía libre de la semirreacción 1 ( donde n es el nº de e transferidos = 1) es: G 1 = -nFE = -1.63F Y para la 2 (n = 1) es: G 2 = -nFE = -1.36F Entonces, la energía libre para la conversión de Cl(+1) a Cl(-1) es: G = G 1 + G 2 = -2.99F Pero la conversión de Cl(+1) a Cl(-1) es una reacción que intercambia 2 electrones. G = -2FE Luego el potencial para la transformación de ClO- a Cl- (n = 2) es: E = G/-nF = -2.99F/-2F = V

13 E 1 = V E 2 = V E = E 1 - E 2 = V DIAGRAMA DE LATIMER DEL OXÍGENO E >0ENTONCES G<0 REACCIÓN ESPONTÁNEA DESPROPORCIÓN -

14 DIAGRAMAS DE FROST NÚMERO DE OXIDACIÓN pH ácido pH básico

15 DIAGRAMAS DE FROST ES OTRA FORMA DE PRESENTAR LOS POTENCIALES DE REDUCCIÓN, PARA VARIOS ESTADOS DE OXIDACIÓN DE UN ELEMENTO. REPRESENTAN nE FRENTE AL ESTADO DE OXIDACIÓN N, DONDE E ES EL POTENCIAL DE REDUCCIÓN DEL PAR X(N)/X(0), Y n ES EL NÚMERO DE ELECTRONES INTERCAMBIADOS EN LA CONVERSIÓN DE X(N) A X(0) ES OTRA FORMA DE PRESENTAR LOS POTENCIALES DE REDUCCIÓN, PARA VARIOS ESTADOS DE OXIDACIÓN DE UN ELEMENTO. REPRESENTAN nE FRENTE AL ESTADO DE OXIDACIÓN N, DONDE E ES EL POTENCIAL DE REDUCCIÓN DEL PAR X(N)/X(0), Y n ES EL NÚMERO DE ELECTRONES INTERCAMBIADOS EN LA CONVERSIÓN DE X(N) A X(0)

16 nE 0 E 0 (X(eoN)/X(eo 0, elemento) Pendiente es E 0 (X(eo N)/ X(eo N')) nE 0 -nE 0 E o = N-N Estado de oxidación más estable Estado de oxidación N nE 0 Potencial reducción bajo Potencial reducción alto DIAGRAMAS DE FROST N N

17 Estado de oxidación N nE 0 Reductor (se oxida) Oxidante(se reduce) A(ox, E.ox. mayor) A(red, E.ox. menor) B(red) E01E01 E02E02 E 0 1 > E 0 2 A(ox) + ne-A(red) B(ox) + ne-B(red) A(ox) + B(red) A(red) + B(ox) E 0 total = E 0 1 -E 0 2 >0 G<0 espontánea DIAGRAMAS DE FROST B(ox)

18 DIAGRAMAS DE FROST Estado de oxidación N nE 0 Inestables frente a comproporcionación A B C E01E01 E02E02 CBE 0 1 BAE 0 2 A+C 2BE 0 =E 0 1 -E 0 2 >0 ESPONTÁNEA CBE 0 1 BAE 0 2 A+C 2BE 0 =E 0 1 -E 0 2 >0 ESPONTÁNEA

19 DIAGRAMAS DE FROST Estado de oxidación N nE 0 Inestable frente a la desproporcionación CBE 0 1 BAE 0 2 2BA+CE 0 =E 0 2 -E 0 1 >0 ESPONTÁNEA CBE 0 1 BAE 0 2 2BA+CE 0 =E 0 2 -E 0 1 >0 ESPONTÁNEA A B C E01E01 E02E02

20 UN DIAGRAMA DE FROST A MENUDO DA UNA MEJOR IDEA DE LA TERMODINÁMICA DE UNA OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN DE UN ELEMENTO, MIENTRAS QUE UN DIAGRAMA DE LATIMER ES MÁS ÚTIL PARA LLEVAR A CABO CÁLCULOS SOBRE EL SISTEMA EN CUESTIÓN. DIAGRAMAS DE FROST


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